Ang average na aktibidad ng ionic ng electrolyte. Aktibidad at koepisyent ng aktibidad ng mga electrolyte

Dapat mapalitan ng mga aktibidad.

Halimbawa, kung para sa isang ion, gayundin para sa isang bahagi sa isang solusyon, ang expression ay totoo:

saan kasama si i- konsentrasyon i ion sa isang perpektong solusyon, pagkatapos ay para sa isang tunay na solusyon magkakaroon tayo ng:

saan a i = c i f i ay ang aktibidad ng i-th ion sa solusyon,

fi - salik ng aktibidad.

Kung gayon ang enerhiya ng pakikipag-ugnayan ng isang ion sa mga nakapaligid na ion sa bawat 1 mole ng mga ion ay katumbas ng

f i →1 sa с→0

Kaya, ang halaga ng koepisyent ng aktibidad, na higit sa lahat ay nakasalalay sa lakas ng pakikipag-ugnayan ng electrostatic ng mga ion, pati na rin ang isang bilang ng iba pang mga epekto, ay nagpapakilala sa antas ng paglihis ng mga katangian ng mga tunay na solusyon sa electrolyte mula sa mga ideal na solusyon. Ayon sa kahulugan ng f i, ito ang gawain ng paglilipat ng isang ion mula sa isang perpektong solusyon sa isang tunay.

Matukoy ang pagkakaiba sa pagitan ng aktibidad ng electrolyte at aktibidad ng mga ions. Para sa anumang electrolyte, ang proseso ng dissociation ay maaaring isulat bilang mga sumusunod:

saan n + at n - ay ang bilang ng mga ion PERO may bayad z+ at mga ion B may bayad z- kung saan nabubulok ang orihinal na butil.

Para sa electrolyte solution sa kabuuan, maaari naming isulat:

m asin = m 0 asin + RT ln a asin, (9)

Sa kabilang banda, ang potensyal na kemikal ng electrolyte ay ang kabuuan ng mga potensyal na kemikal ng mga ion, dahil ang electrolyte ay nabubulok sa mga ion:

m asin = n + m + + n - m - , (10)

m + at m - sumangguni sa isang mole ng mga ions, m salt - sa isang mole ng electrolyte. Ipalit natin ang expression (10) sa (9):

n + m + + n - m - = m 0 asin + RT ln a asin (11)

Para sa bawat uri ng mga ion, maaari tayong sumulat ng equation tulad ng (9):

m + = m 0 + + RT ln a +

m - = m 0 - + RT ln a - (12)

Pinapalitan namin ang equation (12) sa kaliwang bahagi ng equation (11) at pinapalitan ang kanan at kaliwang panig.

m 0 s + RT ln aс = n + m 0 + + n + RT ln a+ + n - m 0 - + n - RT ln a - (13)

Pagsamahin ang lahat ng termino na may m 0 sa kaliwang bahagi:

(m 0 s - n + m 0 + - n - m 0 -) = n + RT ln a+ + n - RT·ln a- - RT·ln a asin (14)

Kung isasaalang-alang natin na sa pamamagitan ng pagkakatulad sa formula (10)

m 0 С \u003d n + m 0 + + n - m 0 - (15)

pagkatapos m 0 С - n + m 0 + - n - m 0 - = 0 (16)

Ang equation (15) ay katulad ng equation (10), ngunit ito ay tumutukoy sa karaniwang estado kapag ( a C = a + = a - = 1).

Sa equation (14), ang kanang bahagi ay katumbas ng zero, at ito ay muling isusulat tulad ng sumusunod:

RT ln a c = n + RT ln a+ + n - RT·ln a -

ln a c = ln a+ n ++ ln a+n-

Ito ang kaugnayan ng aktibidad ng electrolyte sa solusyon sa mga aktibidad ng mga ion

saan a Ang C ay ang aktibidad ng electrolyte, a+ at a- - mga aktibidad ng positibo at negatibong mga ion.

Halimbawa, para sa binary electrolytes AB, ang sumusunod ay totoo:

Kaya naman

Imposible sa prinsipyo na mahanap sa eksperimento ang mga aktibidad ng mga indibidwal na ions, dahil ang isa ay kailangang harapin ang isang solusyon ng isang uri ng mga ion. Imposible naman. Samakatuwid, ang konsepto ng average na aktibidad ng ionic (), na siyang geometric na kahulugan ng aktibidad ng mga indibidwal na ion, ay ipinakilala:

o pagpapalit ng expression (17) mayroon tayo:

Ang cryoscopic na pamamaraan at ang pamamaraan batay sa pagpapasiya ng presyon ng singaw ay posible upang matukoy ang aktibidad ng electrolyte sa kabuuan ( a C) at gamit ang equation (19) hanapin ang average na aktibidad ng ionic.

Sa lahat ng pagkakataon kung kailan kinakailangan na palitan ang halaga a+ o a- sa ilang equation, ang mga halagang ito ay pinalitan ng average na aktibidad ng isang naibigay na electrolyte a± , halimbawa,

a ± » a + » a -

Tulad ng nalalaman, ang aktibidad ay nauugnay sa konsentrasyon sa pamamagitan ng ratio a= f?m. Ang average na ionic activity coefficient () ay tinutukoy ng isang expression na katulad ng expression para sa average na ionic na aktibidad

Mayroong mga tabular na halaga para sa iba't ibang paraan ng pagpapahayag ng mga konsentrasyon (molality, molarity, mole fractions). Mayroon silang magkakaibang mga halaga sa numero. Sa eksperimento, ang mga halaga ay tinutukoy ng cryoscopic na pamamaraan, ang paraan ng pagsukat ng presyon ng singaw, ang paraan ng pagsukat ng EMF ng galvanic cells, atbp.

Katulad nito, ang average na ionic stoichiometric coefficient n ± ay tinutukoy mula sa expression:

Ang average na ionic molality () ay tinukoy bilang:

Pagkatapos:

b) Ang mga konsentrasyon ng mga ion ay nabuo sa panahon ng kumpletong paghihiwalay Na2CO3, ay katumbas ng:

Dahil n + = 2, n - = 1, pagkatapos .

Aktibidad at koepisyent ng aktibidad ng mga electrolyte. Ionic na lakas ng solusyon.

Mga disadvantages ng Arrhenius theory. Teorya ng electrolytes nina Debye at Hueckel.

Natunaw na aktibidad ng asin a maaaring matukoy mula sa presyon ng singaw, temperatura ng solidification, data ng solubility, paraan ng EMF. Ang lahat ng mga pamamaraan para sa pagtukoy ng aktibidad ng isang asin ay humahantong sa isang halaga na nagpapakilala sa mga tunay na thermodynamic na katangian ng natunaw na asin sa kabuuan, hindi alintana kung ito ay dissociated o hindi. Gayunpaman, sa pangkalahatang kaso, ang mga katangian ng iba't ibang mga ion ay hindi pareho, at posible na ipakilala at isaalang-alang ang mga thermodynamic function nang hiwalay para sa mga ion ng iba't ibang uri:

m + = m + o + RT ln a+ = m + o + RT log m + + RT log g + ¢

m - \u003d m - o + RT ln a-= m - o + RT ln m - + RT ln g - ¢

kung saan ang g + ¢ at g - ¢ ay mga praktikal na koepisyent ng aktibidad (mga koepisyent ng aktibidad sa mga konsentrasyon na katumbas ng molality m).

Ngunit ang mga thermodynamic na katangian ng iba't ibang mga ion ay hindi maaaring matukoy nang hiwalay mula sa pang-eksperimentong data nang walang karagdagang mga pagpapalagay; masusukat lamang natin ang karaniwang dami ng thermodynamic para sa mga ion kung saan nabubulok ang molekula ng sangkap na ito.

Hayaang mangyari ang dissociation ng asin ayon sa equation:

A n + B n - \u003d n + A z + + n - B z -

Na may kumpletong dissociation m + \u003d n + m, m - \u003d n - m. Gamit ang mga equation ng Gibbs-Duhem, maipapakita ng isa ang:

a+ n + × a- n - ¤ a= const

Ang mga karaniwang estado para sa paghahanap ng mga halaga ng aktibidad ay tinukoy bilang mga sumusunod:

lim a+ ® m + = n + m bilang m ® 0 , lim a- ® m - = n - m para sa m ® 0

Standard na kondisyon para sa a ay pinili upang ang const ay katumbas ng 1. Pagkatapos:

a+ n + × a-n-= a

kasi walang mga pamamaraan para sa pang-eksperimentong pagtukoy ng mga halaga isang + at a- hiwalay, pagkatapos ay ipinakilala ang average na aktibidad ng ionic a± , tinutukoy ng ratio:

a ± n = a

yun., mayroon kaming dalawang dami na nagpapakilala sa aktibidad ng natunaw na asin. Ang una sa mga ito ay aktibidad ng molar , ibig sabihin. aktibidad ng asin, na tinutukoy nang nakapag-iisa sa dissociation; ito ay matatagpuan sa pamamagitan ng parehong mga eksperimentong pamamaraan at ayon sa parehong mga formula bilang ang aktibidad ng mga bahagi sa non-electrolytes. Ang pangalawang halaga ay average na aktibidad ng ionic a ± .

Magpakilala tayo ngayon mga koepisyent ng aktibidad ng ion g + ¢ at g - ¢, average na ionic molality m ± at average na koepisyent ng aktibidad ng ionic g ± ¢ :

a + = g + ¢m + , a - = g - ¢m - , m ± = (m + n + ×m - n -) 1/ n = (n + n + ×n - n -) 1/ n m

g ± ¢ = (g¢ + n + ×g¢ - n -) 1/ n

Malinaw: a ± = (g¢ + n + ×g¢ - n -) 1/ n (n + n + ×n - n -) 1/ n m = g ± ¢ m ±

Kaya, ang mga pangunahing dami ay nauugnay sa mga relasyon:

a ± = g ± ¢ m ± = g ± ¢ (n + n + × n - n - ) 1/ nm = Lg ± ¢ m

kung saan ang L = (n + n + ×n - n -) 1/ n at para sa mga asing-gamot ng bawat partikular na uri ng valency ay isang pare-parehong halaga.

Ang halaga g ± ¢ ay isang mahalagang katangian ng paglihis ng solusyon ng asin mula sa perpektong estado. Sa mga solusyon sa electrolyte, pati na rin sa mga solusyon na hindi electrolyte, maaaring gamitin ang mga sumusunod na aktibidad at koepisyent ng aktibidad :

g ± = - rational activity coefficient (halos hindi ginagamit);

g ± ¢ = - koepisyent ng praktikal na aktibidad (average na molal);

f± = - average na koepisyent ng aktibidad ng molar.

Ang mga pangunahing pamamaraan para sa pagsukat ng halaga ng g ± ¢ ay cryoscopic at ang EMF method.

Maraming pag-aaral ang nagpakita na ang dependence curve ng g ± ¢ sa konsentrasyon ng solusyon (m) ay may pinakamababa. Kung ang dependence ay itinatanghal sa mga coordinate lg g ± ¢ - , pagkatapos ay para sa dilute solution ang dependence ay lumalabas na linear. Ang slope ng mga tuwid na linya na naaayon sa paglilimita ng pagbabanto ay pareho para sa mga asing-gamot ng parehong uri ng valence.

Ang pagkakaroon ng iba pang mga asin sa solusyon ay nagbabago sa koepisyent ng aktibidad ng asin na ito. Ang kabuuang epekto ng isang halo ng mga asin sa isang solusyon sa koepisyent ng aktibidad ng bawat isa sa kanila ay sakop ng isang pangkalahatang pattern kung ang kabuuang konsentrasyon ng lahat ng mga asin sa isang solusyon ay ipinahayag sa pamamagitan ng lakas ng ionic. Lakas ng ionic Ang I (o lakas ng ionic) ng isang solusyon ay ang kalahating kabuuan ng mga produkto ng konsentrasyon ng bawat ion at ang parisukat ng numero ng singil nito (valence), na kinuha para sa lahat ng mga ion ng isang ibinigay na solusyon.

Kung gagamitin natin ang molality bilang sukatan ng konsentrasyon, kung gayon ang lakas ng ionic ng isang solusyon ay ibinibigay ng:

saan i- mga indeks ng mga ion ng lahat ng mga asin sa solusyon; m i=n i m.

Binuksan nina Lewis at Randall empirikal na batas ng lakas ng ionic: ang average na ionic activity coefficient g ± ¢ ng isang substance na naghihiwalay sa mga ions ay isang unibersal na function ng ionic na lakas ng solusyon, i.e. sa isang solusyon na may ibinigay na lakas ng ionic, ang lahat ng mga sangkap na naghihiwalay sa mga ion ay may mga koepisyent ng aktibidad na hindi nakadepende sa kalikasan at konsentrasyon ng ibinigay na sangkap, ngunit nakadepende sa bilang at lakas ng mga ion nito.

Ang batas ng lakas ng ionic ay sumasalamin sa kabuuang pakikipag-ugnayan ng mga ion ng solusyon, na isinasaalang-alang ang kanilang valency. Ang batas na ito ay tumpak lamang sa napakababang konsentrasyon (m ≤ 0.02); kahit na sa katamtamang konsentrasyon ito ay tinatayang totoo lamang.

Sa mga dilute na solusyon ng malakas na electrolytes:

lgg ± ¢ = - PERO

MGA FAULTS NG ARRENIUS THEORY .

Sa teorya ng electrolytes, ang tanong ng pamamahagi ng mga ions sa solusyon ay napakahalaga. Ayon sa orihinal na teorya ng electrolytic dissociation, batay sa pisikal na teorya ng mga solusyon sa Van't Hoff, pinaniniwalaan na ang mga ion sa mga solusyon ay nasa isang estado ng random na paggalaw - sa isang estado na katulad ng gas.

Gayunpaman, ang ideya ng isang random na pamamahagi ng mga ion sa isang solusyon ay hindi totoo, dahil hindi nito isinasaalang-alang ang electrostatic na pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga ion. Ang mga puwersa ng kuryente ay nagpapakita ng kanilang mga sarili sa medyo malalaking distansya, at sa malakas na mga electrolyte, kung saan malaki ang dissociation, at ang konsentrasyon ng mga ion ay makabuluhan at ang mga distansya sa pagitan ng mga ito ay maliit, ang electrostatic na pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga ion ay napakalakas na hindi ito makakaapekto sa kalikasan ng kanilang pamamahagi. May posibilidad sa isang nakaayos na pamamahagi, katulad ng pamamahagi ng mga ion sa mga kristal na ionic, kung saan ang bawat ion ay napapalibutan ng mga ion ng kabaligtaran na tanda.

Ang pamamahagi ng mga ion ay matutukoy sa pamamagitan ng ratio ng electrostatic energy at ang enerhiya ng magulong paggalaw ng mga ion. Ang mga energies na ito ay maihahambing sa magnitude, kaya ang aktwal na pamamahagi ng mga ions sa electrolyte ay nasa pagitan ng disordered at ordered. Ito ang kakaiba ng electrolytes at ang mga paghihirap na lumitaw sa paglikha ng teorya ng electrolytes.

Sa paligid ng bawat ion, nabuo ang kakaibang ionic na kapaligiran, kung saan nangingibabaw ang mga ion ng kabaligtaran (kumpara sa gitnang ion). Hindi isinaalang-alang ng teoryang Arrhenius ang pangyayaring ito, at marami sa mga konklusyon ng teoryang ito ay naging salungat sa eksperimento.

Bilang isa sa mga quantitative na katangian ng isang electrolyte, ang Arrhenius theory ay nagmumungkahi ng antas ng electrolytic dissociation a, na tumutukoy sa fraction ng mga ionized na molekula sa isang ibinigay na solusyon. Alinsunod sa pisikal na kahulugan nito, ang a ay hindi maaaring mas malaki sa 1 o mas mababa sa 0; sa ilalim ng mga ibinigay na kondisyon, dapat itong pareho, anuman ang paraan ng pagsukat nito (sa pamamagitan ng pagsukat ng electrical conductivity, osmotic pressure, o EMF). Gayunpaman, sa pagsasagawa, ang mga halaga ng isang nakuha sa pamamagitan ng iba't ibang mga pamamaraan ay nag-tutugma lamang para sa mga dilute na solusyon ng mahina na electrolytes; para sa malalakas na electrolyte, mas malaki ang pagkakaiba, mas malaki ang konsentrasyon ng electrolyte, at sa rehiyon ng matataas na konsentrasyon ang a ay nagiging mas malaki sa 1. Dahil dito, hindi maaaring magkaroon ng pisikal na kahulugan ang a na iniugnay dito ng teoryang Arrhenius.

Ang pangalawang quantitative na katangian ayon sa Arrhenius theory ay ang dissociation constant; ito ay dapat na pare-pareho para sa isang ibinigay na electrolyte sa ibinigay na T at P, anuman ang konsentrasyon ng solusyon. Sa pagsasagawa, para lamang sa mga dilute na solusyon ng napakahinang electrolytes, ang Kdis ay nananatiling higit o hindi gaanong pare-pareho sa pagbabanto.

yun., ang teorya ng electrolytic dissociation ay naaangkop lamang sa mga dilute na solusyon ng mahinang electrolytes.

ANG TEORYA NG DEBYE AT HUCKEL ELECTROLYTES .

Ang mga pangunahing probisyon ng modernong teorya ng mga solusyon sa electrolyte ay binuo noong 1923 nina Debye at Hueckel. Para sa istatistikal na teorya ng electrolytes ang panimulang posisyon ay ang mga sumusunod: Ang mga ion ay ibinahagi sa dami ng solusyon hindi random, ngunit alinsunod sa batas ng pakikipag-ugnayan ng Coulomb. Sa paligid ng bawat indibidwal na ion ay umiiral ion na kapaligiran (ion cloud) - isang globo na binubuo ng mga ion ng kabaligtaran na tanda. Ang mga ion na bumubuo sa globo ay patuloy na nakikipagpalitan ng mga lugar sa iba pang mga ion. Ang lahat ng mga ion ng solusyon ay katumbas, ang bawat isa sa kanila ay napapalibutan ng isang ionic na kapaligiran, at sa parehong oras, ang bawat gitnang ion ay bahagi ng ionic na kapaligiran ng ilang iba pang ion. Ang pagkakaroon ng ionic atmospheres ay ang katangiang katangian na, ayon kay Debye at Hueckel, ay nagpapakilala sa mga tunay na solusyon sa electrolyte mula sa mga ideal.

Gamit ang mga equation ng electrostatics, maaaring makuha ng isa pormula para sa electric potensyal ng ionic na kapaligiran, kung saan ang mga equation para sa average na koepisyent ng aktibidad sa mga electrolyte ay sumusunod:

D ay ang dielectric constant ng solusyon; e- singil ng elektron; z i- singil ng ion; r- coordinate (radius).

c = ay isang halaga na nakasalalay sa konsentrasyon ng solusyon, D at T, ngunit hindi nakasalalay sa potensyal; ay may sukat ng kabaligtaran na haba; nailalarawan ang pagbabago sa density ng ionic na kapaligiran sa paligid ng gitnang ion na may pagtaas ng distansya r mula sa ion na ito.

Tinatawag ang dami 1/c katangian haba ; maaari itong makilala sa radius ng ionic na kapaligiran. Ito ay may malaking kahalagahan sa teorya ng mga solusyon sa electrolyte.

Ang sumusunod na expression ay nakuha para sa koepisyent ng aktibidad:

lg f± = - A |z + ×z - | (isa)

Ang koepisyent A ay nakasalalay sa T at D: inversely proportional sa (DT) 3/2.

Para sa mga may tubig na solusyon ng 1-1 charging electrolytes sa 298 K, sa pag-aakalang ang pagkakapantay-pantay ng mga permittivities ng solusyon at solvent (78.54), maaari nating isulat:

lg f±=-A=-A=-0.51

Kaya, ang teorya ng Debye at Hueckel ay ginagawang posible na makakuha ng parehong equation para sa koepisyent ng aktibidad tulad ng natagpuan sa empirically para sa dilute electrolyte solutions. Ang teorya, samakatuwid, ay nasa husay na kasunduan sa karanasan. Sa pagbuo ng teoryang ito, ginawa ang mga sumusunod na pagpapalagay :

1. Ang bilang ng mga ion sa electrolyte ay maaaring matukoy mula sa analytical na konsentrasyon ng electrolyte, dahil ito ay itinuturing na ganap na dissociated (a = 1). Ang teorya nina Debye at Hueckel ay kung minsan ay tinatawag na theory of complete dissociation. Gayunpaman, maaari rin itong ilapat sa mga kaso kung saan ang ¹ 1.

2. Ang distribusyon ng mga ion sa paligid ng anumang sentral na ion ay sumusunod sa mga klasikal na istatistika ng Maxwell-Boltzmann.

3. Ang mga intrinsic na sukat ng mga ion ay maaaring mapabayaan kung ihahambing sa mga distansya sa pagitan ng mga ito at sa kabuuang dami ng solusyon. Kaya, ang mga ion ay nakikilala sa mga materyal na punto, at ang lahat ng kanilang mga katangian ay nabawasan lamang sa magnitude ng singil. Ang pagpapalagay na ito ay may bisa lamang para sa mga dilute na solusyon.

4. Ang pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga ion ay naubos ng mga puwersa ng Coulomb. Ang pagpapataw ng mga puwersa ng thermal motion ay humahantong sa naturang pamamahagi ng mga ions sa solusyon, na kung saan ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang statistical spherical ionic na kapaligiran. Ang pagpapalagay na ito ay may bisa lamang para sa mga dilute na solusyon. Sa pagtaas ng konsentrasyon, ang average na distansya sa pagitan ng mga ion ay bumababa, at kasama ng mga electrostatic na pwersa, lumilitaw ang iba pang pwersa na kumikilos sa mas malapit na distansya, pangunahin ang mga puwersa ng van der Waals. Ito ay nagiging kinakailangan upang isaalang-alang ang pakikipag-ugnayan hindi lamang sa pagitan ng isang naibigay na ion at sa kapaligiran nito, kundi pati na rin sa pagitan ng alinmang dalawang kalapit na mga ion.

5. Kapag kinakalkula, ipinapalagay na ang mga dielectric constant ng solusyon at purong solvent ay pantay; ito ay totoo lamang sa kaso ng mga dilute na solusyon.

Kaya, ang lahat ng mga pagpapalagay nina Debye at Hueckel ay humahantong sa katotohanan na ang kanilang ang teorya ay maaari lamang ilapat sa dilute electrolyte solutions na may mababang valence ions. Ang equation (1) ay tumutugma sa naglilimitang kaso na ito at nagpapahayag ng tinatawag na batas na naglilimita Debye at Hueckel o unang pagtatantya ng teorya nina Debye at Hueckel .

Ang naglilimita sa batas ng Debye-Hückel ay nagbibigay ng mga tamang halaga para sa mga koepisyent ng aktibidad 1-1 ng charging electrolyte, lalo na sa mga napakalabnaw na solusyon. Ang convergence ng teorya sa eksperimento ay lumalala habang ang konsentrasyon ng electrolyte ay tumataas, ang mga singil ng mga ion ay tumataas, at ang permittivity ng solvent ay bumababa, i.e. na may pagtaas sa mga puwersa ng pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga ion.

Ang unang pagtatangka upang mapabuti ang teorya ng Debye at Hueckel at palawakin ang saklaw ng aplikasyon nito ay ginawa ng mga may-akda mismo. Sa pangalawang pagtataya tinalikuran nila ang konsepto ng mga ions bilang mga materyal na punto (assumption 3) at sinubukang isaalang-alang ang mga may hangganan na sukat ng mga ions, na pinagkalooban ang bawat electrolyte ng isang tiyak na average na diameter a(binabago rin nito ang palagay 4). Sa pamamagitan ng pagtatalaga ng ilang mga sukat sa mga ion, isinasaalang-alang nina Debye at Hueckel ang mga puwersa ng hindi pinagmulan ng Coulomb, na pumipigil sa mga ion na lumalapit sa layo na mas mababa sa isang tiyak na halaga.

Sa pangalawang pagtatantya, ang average na koepisyent ng aktibidad ay inilalarawan ng equation:

lg f±= - (2)

kung saan pinanatili ni A ang dating halaga nito; a pansamantalang pinangalanan average na epektibong diameter ng ion , ay may sukat ng haba, sa katunayan - isang empirical na pare-pareho; Ang B \u003d c /, B ay bahagyang nagbabago sa T. Para sa mga may tubig na solusyon, ang produkto B a malapit sa 1.

Ang pagkakaroon ng pinanatili ang mga pangunahing probisyon ng pangalawang pagtatantya ng teorya, isinasaalang-alang ni Hueckel ang pagbaba sa dielectric na pare-pareho sa pagtaas ng konsentrasyon ng mga solusyon. Ang pagbaba nito ay sanhi ng oryentasyon ng mga dipoles ng solvent sa paligid ng ion, bilang isang resulta kung saan bumababa ang kanilang tugon sa epekto ng isang panlabas na larangan. Ang Hückel equation ay ganito ang hitsura:

lg f±=-+C ako (3)

kung saan ang C ay isang empirical constant. Sa matagumpay na pagpili ng mga halaga ng B at C, ang formula ng Hueckel ay sumasang-ayon sa karanasan at malawakang ginagamit sa mga kalkulasyon. Sa sunud-sunod na pagbaba ng lakas ng ionic, ang equation (3) ay sunud-sunod na nagbabago sa formula ng pangalawang approximation ng Debye at Hueckel theory (equation (2)), at pagkatapos ay sa limiting Debye-Huckel law (equation (1)).

Sa proseso ng pagbuo ng teorya ng Debye-Hückel at patuloy na pagtanggi sa mga tinatanggap na pagpapalagay, ang convergence na may karanasan ay nagpapabuti at ang lugar ng kakayahang magamit nito ay lumalawak, ngunit ito ay nakakamit sa halaga ng pagbabago ng mga teoretikal na equation sa mga semi-empirical.

Ang mga electrolyte ay mga kemikal na compound na ganap o bahagyang naghihiwalay sa mga ion sa solusyon. Pagkilala sa pagitan ng malakas at mahinang electrolyte. Ang mga malalakas na electrolyte ay halos ganap na naghihiwalay sa mga ion sa solusyon. Ang ilang mga inorganic na base ay mga halimbawa ng malalakas na electrolyte. (NaOH) at mga acid (HCl, HNO3), pati na rin ang karamihan sa mga inorganic at organic na salts. Ang mga mahihinang electrolyte ay bahagyang naghihiwalay sa solusyon. Ang proporsyon ng mga dissociated na molekula mula sa bilang ng mga unang kinuha ay tinatawag na antas ng dissociation. Ang mga mahihinang electrolyte sa mga may tubig na solusyon ay kinabibilangan ng halos lahat ng mga organikong acid at base (halimbawa, CH3COOH, pyridine) at ilang mga organikong compound. Sa kasalukuyan, kaugnay ng pag-unlad ng pananaliksik sa mga di-may tubig na solusyon, napatunayan na (Izmailov et al.) na ang malakas at mahinang electrolyte ay dalawang estado ng mga elemento ng kemikal (electrolytes), depende sa likas na katangian ng solvent. Sa isang solvent, ang isang naibigay na electrolyte ay maaaring isang malakas na electrolyte, sa isa pa ito ay maaaring isang mahina.

Sa mga solusyon sa electrolyte, bilang isang panuntunan, ang mas makabuluhang mga paglihis mula sa pagiging perpekto ay sinusunod kaysa sa isang solusyon ng mga di-electrolytes ng parehong konsentrasyon. Ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng electrostatic na pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga ions: ang pagkahumaling ng mga ion na may mga singil ng iba't ibang mga palatandaan at ang pagtataboy ng mga ion na may mga singil ng parehong tanda. Sa mga solusyon ng mahinang electrolytes, ang mga puwersa ng electrostatic na pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga ion ay mas mababa kaysa sa mga solusyon ng malakas na electrolyte ng parehong konsentrasyon. Ito ay dahil sa bahagyang dissociation ng mahinang electrolytes. Sa mga solusyon ng malalakas na electrolytes (kahit na sa mga dilute na solusyon), ang electrostatic na interaksyon sa pagitan ng mga ion ay malakas at dapat silang ituring bilang mga ideal na solusyon at ang paraan ng aktibidad ay dapat gamitin.

Isaalang-alang ang isang malakas na electrolyte M X+, AX-; ito ay ganap na naghihiwalay sa mga ion

M X+ A X- = v + M X+ + v - A X- ; v = v + + v -

Kaugnay ng pangangailangan ng elektrikal na neutralidad ng solusyon, ang potensyal na kemikal ng itinuturing na electrolyte (sa pangkalahatan) μ 2 nauugnay sa mga potensyal na kemikal ng mga ion μ - μ + ratio

μ 2 \u003d v + μ + + v - μ -

Ang mga potensyal na kemikal ng mga nasasakupan ng electrolyte ay nauugnay sa kanilang mga aktibidad sa pamamagitan ng mga sumusunod na equation (ayon sa expression II. 107).

(VII.3)

Ang pagpapalit sa mga equation na ito sa (VI.2), makuha namin

Piliin natin ang karaniwang estado μ 20 upang sa pagitan ng karaniwang mga potensyal na kemikal μ 2 0 ; µ + 2 ; μ - 0 isang ugnayang katulad ng anyo sa equation VII.2 ay wasto

(VII.5)

Isinasaalang-alang ang equation VII.5, kaugnayan VII.4 pagkatapos kanselahin ang parehong mga termino at ang parehong mga kadahilanan (RT) dinadala sa isip

O kaya (VII.6)

Dahil sa katotohanan na ang mga aktibidad ng mga indibidwal na ions ay hindi natutukoy mula sa karanasan, ipinakilala namin ang konsepto ng average na aktibidad ng mga electrolyte ions bilang geometric na ibig sabihin ng mga aktibidad ng cation at anion ng electrolyte:

; (VII.7)

Ang average na aktibidad ng mga electrolyte ions ay maaaring matukoy mula sa karanasan. Mula sa mga equation VII.6 at VII.7 nakuha namin.

Ang mga aktibidad ng mga cation at anion ay maaaring ipahayag ng mga relasyon

a + = y + m + , a - = y - m -(VII.9)

saan y + at y-- mga koepisyent ng aktibidad ng cation at anion; m + at m-- molality ng cation at anion sa electrolyte solution:

m+=mv+ at m - = m v -(VII.10)

Pagpapalit ng mga halaga isang + at a- mula sa VII.9 at VII.7 ay nakukuha natin

(VII.11)

saan y ±- average na koepisyent ng aktibidad ng electrolyte

(VII.12)

m ±- average na molality ng mga electrolyte ions

(VII.13)

Average na koepisyent ng aktibidad ng electrolyte y ± ay ang geometric na ibig sabihin ng mga koepisyent ng aktibidad ng cation at anion, at ang average na konsentrasyon ng mga electrolyte ions m ± ay ang geometric na ibig sabihin ng mga konsentrasyon ng kation at anion. Pagpapalit ng mga halaga m + at m- mula sa equation (VII.10) makuha natin

m±=mv±(VII.14)

saan (VII.15)

Para sa isang binary univalent MA electrolyte (halimbawa NaCl), y+=y-=1, v ± = (1 1 ⋅ 1 1) = 1 at m±=m; ang average na molality ng electrolyte ions ay katumbas ng molality nito. Para sa isang binary divalent electrolyte MA (halimbawa MgSO4) nakukuha din natin v ±= 1 at m±=m. Para sa uri ng electrolyte M 2 A 3(Halimbawa Al 2 (SO 4) 3) at m ±= 2.55 m. Kaya, ang average na molality ng mga electrolyte ions m ± hindi katumbas ng molality ng electrolyte m.

Upang matukoy ang aktibidad ng mga bahagi, kailangan mong malaman ang karaniwang estado ng solusyon. Bilang isang karaniwang estado para sa solvent sa electrolyte solution, isang purong solvent ang napili (1-standard na estado):

x1; isang 1; y 1(VII.16)

Para sa isang karaniwang estado para sa isang malakas na electrolyte sa isang solusyon, ang isang hypothetical na solusyon ay pinili na may isang average na konsentrasyon ng mga electrolyte ions na katumbas ng isa, at may mga katangian ng isang lubhang dilute na solusyon (2nd standard na estado):

Average na aktibidad ng mga electrolyte ions isang ± at ang average na koepisyent ng aktibidad ng electrolyte y ± depende sa paraan kung paano ipinahayag ang konsentrasyon ng electrolyte ( x ± , m, s):

(VII.18)

saan x ± = v ± x; m ± = v ± m; c ± = v ± c(VII.19)

Para sa isang malakas na solusyon sa electrolyte

(VII.20)

saan M1- molekular na bigat ng solvent; M2- molekular na bigat ng electrolyte; ρ - density ng solusyon; ρ 1 ay ang density ng solvent.

Sa mga solusyon sa electrolyte, ang koepisyent ng aktibidad y±x ay tinatawag na rational, at ang aktibidad coefficients y±m at y±c- halos average na electrolyte activity coefficients at denote

y±m ≡ y± at y±c ≡ f±

Ipinapakita ng Figure VII.1 ang pag-asa ng average na koepisyent ng aktibidad sa konsentrasyon para sa mga may tubig na solusyon ng ilang malalakas na electrolyte. Sa isang electrolyte molality na 0.0 hanggang 0.2 mol/kg, ang average na koepisyent ng aktibidad y ± bumababa, at mas malakas, mas mataas ang singil ng mga ion na bumubuo sa electrolyte. Kapag binabago ang mga konsentrasyon ng mga solusyon mula 0.5 hanggang 1.0 mol/kg at mas mataas, ang average na koepisyent ng aktibidad ay umabot sa isang minimum na halaga, tumataas at nagiging katumbas ng o mas malaki pa kaysa sa pagkakaisa.

Ang average na koepisyent ng aktibidad ng isang dilute electrolyte ay maaaring matantya gamit ang panuntunan ng lakas ng ionic. Ang lakas ng ionic I ng isang solusyon ng isang malakas na electrolyte o isang halo ng malakas na electrolytes ay tinutukoy ng equation:

O (VII.22)

Sa partikular, para sa isang monovalent electrolyte, ang lakas ng ionic ay katumbas ng konsentrasyon (I = m); para sa one-bivalent o two-univalent electrolyte (I = 3 m); para sa binary electrolyte na may ionic charge z ako= m z 2.

Ayon sa panuntunan ng lakas ng ionic sa mga dilute na solusyon, ang average na koepisyent ng aktibidad ng electrolyte ay nakasalalay lamang sa lakas ng ionic ng solusyon. Ang panuntunang ito ay may bisa sa isang konsentrasyon ng solusyon na mas mababa sa 0.01 - 0.02 mol / kg, ngunit tinatayang maaari itong magamit hanggang sa isang konsentrasyon ng 0.1 - 0.2 mol / kg.

Ang average na koepisyent ng aktibidad ng isang malakas na electrolyte.

Sa pagitan ng aktibidad a 2 malakas na electrolyte sa solusyon (kung ang dissociation nito sa mga ions ay hindi pormal na isinasaalang-alang) at ang average na aktibidad ng mga electrolyte ions y ± alinsunod sa mga equation (VII.8), (VII.11) at (VII.14) makuha natin ang kaugnayan

(VII.23)

Isaalang-alang ang ilang mga paraan upang matukoy ang average na koepisyent ng aktibidad ng electrolyte y ± ayon sa mga katangian ng equilibrium ng electrolyte solution.

Aktibidad at koepisyent ng aktibidad ng electrolyte. Ionic na lakas ng solusyon. Panuntunan ng lakas ng Ionic.

m+ = m + o + RT ln a + = m + o + RT log m+ + RT logg + ¢

m – = m – o + RT ln a-= m –o +RTln m– + RT lng – ¢ ,

saang + ¢ at g – ¢ - praktikal na aktibidad coefficients (activity coefficients sa mga konsentrasyon na katumbas ng molality m ).

Hayaang mangyari ang dissociation ng asin ayon sa equation

PEROn+ AT n-= n+ PERO z + + n - Bz - .

Na may ganap na paghihiwalaym + = n + m , m - = n - m . Gamit ang mga equation ng Gibbs-Duhem, maipapakita iyon

a + n + ×a - n - ¤ a=const .

Ang mga karaniwang estado para sa paghahanap ng mga halaga ng aktibidad ay tinukoy bilang mga sumusunod:

lim a + ® m + = n + m sa m ® 0 ,

lim a – ® m – = n – m sa m ® 0 .

Standard na kondisyon para sa a ay pinili upangconstay katumbas ng 1. Pagkatapos

a + n + ×a -n-=a .

Dahil walang mga pamamaraan para sa pang-eksperimentong pagpapasiya ng mga halaga isang + at a – hiwalay, pagkatapos ay ipinakilala ang average na aktibidad ng ionic a ± , tinutukoy ng ratio

a ± n =a .

kaya, mayroon kaming dalawang dami na nagpapakilala sa aktibidad ng natunaw na asin. Ang una- Ito aktibidad ng molar , iyon ay, ang aktibidad ng asin, na tinutukoy nang nakapag-iisa sa dissociation; ito ay matatagpuan sa pamamagitan ng parehong mga eksperimentong pamamaraan at ayon sa parehong mga formula bilang ang aktibidad ng mga bahagi sa non-electrolytes. Pangalawang halaga- average na aktibidad ng ionic a ± .

Magpakilala tayo ngayon mga koepisyent ng aktibidad ng ion g + ¢ at g – ¢ , average na ionic molality m ± at average na kadahilanan ng aktibidad ng ion g ± ¢ :

a + = g + ¢ m + ,a – = g – ¢ m – ,a ± = g ± ¢ m ± ,

saang ± ¢ =(g¢ + n + × g¢ - n - ) 1/ n ,m ± =(m + n + × m - n - ) 1/ n =(n + n + × n - n - ) 1/ nm .

Kaya, ang mga pangunahing dami ay nauugnay sa mga relasyon

a ± = g ± ¢ m ± = g ± ¢ ( n + n + × n - n - ) 1/ n m = L g ± ¢ m ,

saan L =(n + n + × n - n - ) 1/ nat para sa mga asing-gamot ng bawat tiyak na uri ng valency ay isang pare-parehong halaga.

Halagag ± ¢ ay isang mahalagang katangian ng paglihis ng solusyon ng asin mula sa perpektong estado. Sa mga solusyon sa electrolyte, pati na rin sa mga solusyon na hindi electrolyte, maaaring gamitin ang mga sumusunod na aktibidad at koepisyent ng aktibidad:

g ± = - rational activity coefficient (halos hindi ginagamit);

g ± ¢ = - praktikal na koepisyent ng aktibidad (average na molal);

f ± =± (g ± ¢ )sa konsentrasyon ng solusyon ( kasama o m) ay may pinakamababa. Kung kinakatawan mo ang pagtitiwala sa mga coordinate lgg ± ¢

kanin. 24. Pag-asa ng koepisyent ng aktibidad ng electrolyte sa konsentrasyon nito para sa mga asing-gamot ng iba't ibang uri ng valence

Ang pagkakaroon ng iba pang mga asin sa solusyon ay nagbabago sa koepisyent ng aktibidad ng asin na ito. Ang kabuuang epekto ng isang halo ng mga asin sa isang solusyon sa koepisyent ng aktibidad ng bawat isa sa kanila ay sakop ng isang pangkalahatang pattern kung ang kabuuang konsentrasyon ng lahat ng mga asin sa isang solusyon ay ipinahayag sa pamamagitan ng lakas ng ionic. ionic na puwersa ako(o lakas ng ionic) ng isang solusyon ay ang kalahating kabuuan ng mga produkto ng konsentrasyon ng bawat ion at ang parisukat ng numero ng singil nito (valence), na kinuha para sa lahat ng mga ion ng isang ibinigay na solusyon.

- mga indeks ng ion ng lahat ng mga asin sa solusyon; m i= n im .

Binuksan nina Lewis at Randall empirikal na batas ng lakas ng ionic: average na koepisyent ng aktibidad ng ionicg ± ¢ ng isang sangkap na naghihiwalay sa mga ion ay isang unibersal na pag-andar ng lakas ng ionic ng solusyon, iyon ay, sa isang solusyon na may ibinigay na lakas ng ionic, ang lahat ng mga sangkap na naghihiwalay sa mga ion ay may mga koepisyent ng aktibidad na hindi nakasalalay sa likas at konsentrasyon ng sangkap na ito. , ngunit depende sa bilang at valency ng mga ions nito.

Ang batas ng lakas ng ionic ay sumasalamin sa kabuuang pakikipag-ugnayan ng mga ion ng solusyon, na isinasaalang-alang ang kanilang valency. Ang batas na ito ay eksakto lamang sa napakababang konsentrasyon (m ≤ 0.01); kahit na sa katamtamang konsentrasyon ito ay tinatayang totoo lamang. Ayon sa batas na ito, sa mga dilute na solusyon ng malakas na electrolytes

lg g ± ¢ = - PERO .

Ang paraan ng EMF ay maaaring gamitin upang matukoy ang average na ionic activity coefficients.

Paraan 1 - kinakalkula. Para sa layuning ito, ginagamit ang mga elemento na walang pambalot. Hayaang kailanganin upang matukoy sa isang may tubig na solusyon ng HBr na may konsentrasyon. Binubuo namin ang isang galvanic cell na walang paglipat, ang circuit kung saan

Pt(H2) | HBR | AgBr TV, Ag| Pt

Napag-alaman na si V.

Mga equation ng reaksyon ng electrode:

H 2 - 2e + 2H 2 O \u003d 2 H 3 O +

AgBr + e = Ag + Br -

Panghuling reaksyon: H 2 + 2H 2 O + 2AgBr = 2H 3 O + + 2Ag + 2 Br -

Isulat natin ang Nernst equation para sa ibinigay na kabuuang reaksyon na nagaganap sa galvanic cell:

Sa presyon ng 1 atm, ang expression na ito ay pinasimple:

Ang reaksyon na HBr + H 2 O = H 3 O + + Br - ay napupunta halos sa dulo, i.e. , isang .

Kaya naman,

Samakatuwid, ang logarithm ng average na ionic activity coefficient ay katumbas ng

Gamit ang formula (42), madaling kalkulahin ang halaga ng average na koepisyent ng aktibidad ng ionic, pagkakaroon ng data sa paunang konsentrasyon ng acid at sa mga halaga ng karaniwang kondisyon na potensyal ng elektrod. Dapat tandaan na ang mga halagang ito (ng karaniwang mga potensyal na elektrod) ay ibinibigay sa mga sangguniang libro sa temperatura ng solusyon na 298 K.

Paraan 2 - graphic. Kung kinakailangan upang kalkulahin ang mga koepisyent ng aktibidad sa isang temperatura maliban sa 298 K, magpatuloy bilang mga sumusunod. Gumawa ng isang galvanic cell nang walang paglipat, halimbawa ito

Ang isang serye ng mga eksperimento ay isinasagawa kung saan ang EMF ng naturang galvanic cell ay sinusukat, ngunit ang electrolyte na konsentrasyon sa bawat eksperimento ay naiiba. Ang konsentrasyon na ito ay itinakda ng mananaliksik, i.e. sikat siya. Halimbawa, ang electromotive force ( E, C) ang tinukoy na galvanic cell ay sinusukat sa temperatura na 313 K sa isang serye ng mga eksperimento na may iba't ibang mga halaga ng konsentrasyon ng hydrochloric acid, mol / l.

Paano mahahanap mula sa mga datos na ito ang halaga ng average na koepisyent ng aktibidad ng ionic sa isang solusyon ng hydrochloric acid ng anumang konsentrasyon, halimbawa, 0.023 mol / l.

Sa temperatura na 313 K, ang mga sangguniang libro ay hindi naglalaman ng data sa mga halaga ng mga karaniwang potensyal na elektrod, kaya ang halaga ng karaniwang EMF ay dapat matagpuan nang graphical.

Ang Nernst equation para sa huling reaksyon na nagaganap sa isang naibigay na galvanic cell ay magkakaroon ng form (14):

Isinulat namin ang equation sa isang form na maginhawa para sa karagdagang mga kalkulasyon:

Sa kaliwang bahagi ng Eq. (43) ay ang mga halagang ibinigay ng pang-eksperimentong kondisyon () at sinusukat sa eksperimento ( E). Ang isa sa kanan sa equation ay naglalaman ng dalawang hindi kilalang dami - ang karaniwang emf ( E tungkol sa) at ang average na ionic activity coefficient sa isang solusyon ng hydrogen chloride, na dapat matukoy ().

Mayroong isang paraan na nagpapahintulot, sa ilalim ng ilang mga kundisyon, na gumawa sa kanang bahagi ng equation hindi dalawang hindi kilalang dami, ngunit isa. Kung isasaalang-alang natin ang isang estado kung saan ang average na koepisyent ng aktibidad ng ionic sa solusyon ng electrolyte ay maaaring kunin na katumbas ng pagkakaisa, kung gayon ang logarithm nito ay magiging katumbas ng zero at pagkatapos ay magkakaroon lamang ng isang hindi kilala sa kanang bahagi ng equation - ang pamantayan. EMF ng galvanic cell sa temperatura ng pag-aaral.

Ito ay kilala na ang average na ionic activity coefficients ay may posibilidad na magkaisa sa mataas na dilute na solusyon kapag ang konsentrasyon ay 0. Tulad ng mga sumusunod mula sa limitasyon ng batas ng Debye-Hückel theory, ang logarithm ng average na ionic activity coefficient ay proporsyonal sa square root ng ang lakas ng ionic ng solusyon (o ang square root ng electrolyte concentration) . Iyon ang dahilan kung bakit, gamit ang graphical na paraan ng paghahanap ng karaniwang EMF ng isang galvanic cell, ang pag-asa ng kaliwang bahagi ng equation (30) sa square root ng konsentrasyon ng electrolyte solution ay binuo (Fig. 12).

Sa pamamagitan ng pag-plot ng mga pang-eksperimentong halaga sa iba't ibang mga halaga sa isang graph, ang isang pag-asa ay nakuha, na pagkatapos ay i-extrapolated sa isang zero na halaga. Ito ay kung paano ang karaniwang EMF ng isang galvanic cell ay matatagpuan sa isang temperatura maliban sa 298 K.

Pagkatapos ay bumalik sa equation (43). Kalkulahin (i.e. ang square root ng konsentrasyon kung saan kailangan mong mahanap ang average na ionic activity coefficient - point a sa Fig. 12). Ayon sa graph (Larawan 12), ang halaga ay tinutukoy (punto b sa Fig. 12). Alam , gamit ang equation (43) hindi mahirap kalkulahin ang kinakailangang halaga ng average na ionic activity coefficient.

Upang ihambing ang natukoy na pang-eksperimentong mga average na ionic na koepisyent ng aktibidad sa mga nakalkula ayon sa teoryang Debye-Hückel, ginagamit namin ang mga pormula ng batas ng paglilimita ng teorya at ang pangalawang pagtataya ng teoryang ito.

Sa kaso ng batas ng limitasyon ng teoryang Debye-Hückel

nasaan ang mga singil ng kation at anion;

Ionic na lakas ng solusyon;

Constant depende sa permittivity ng solvent at temperatura.

Para sa mga may tubig na solusyon sa iba't ibang temperatura, ang halaga ng pare-pareho h ay katumbas ng:

Temperatura, K 298 303 313 323 Constant h, (l/mol) 0.5 0.512 0.517 0.528 0.539

Ang equation (45) ay may bisa hanggang sa lakas ng ionic na 0.01 mol/L.

Ang ikalawang pagtatantya ng Debye-Hückel theory ay ipinahayag ng sumusunod na equation

kung saan ang distansya ng pinakamalapit na diskarte ng mga de-koryenteng sentro ng mga ions;

AT ay isang empirical parameter na nakasalalay sa temperatura.

Para sa isang may tubig na solusyon sa 298 K AT\u003d 3.29 × 10 9 m -1 × mol -0.5 kg 0.5.

Kung kukunin natin ang distansya ng pinakamalapit na diskarte na katumbas ng = 0.304 nm, maaari nating kalkulahin ang average na koepisyent ng aktibidad gamit ang Güntelberg equation:

Ang equation (46) ay may bisa hanggang sa lakas ng ionic na 0.1 mol/L.

MGA OPSYON NG MGA GAWAIN PARA SA KURSONG TRABAHO

Depende sa kahandaan ng mga mag-aaral at sa pagpapasya ng guro, ang isang kumpletong takdang-aralin para sa isang term paper ay maaaring magsama ng kumbinasyon ng dalawa hanggang tatlong mga opsyon para sa mga fragment ng mga takdang-aralin na nakalista sa ibaba.

Pagpipilian A. Ipakita ang teoretikal na materyal sa paksa ng gawaing kurso. Bumuo ng tamang bukas na galvanic cell nang walang paglilipat mula sa mga iminungkahing electrodes, isulat ang elektrod at mga huling reaksyon. Isulat ang Nernst equation para sa EMF ng naturang galvanic cell.

Pagpipilian B. Ipakita ang teoretikal na materyal at siyasatin ang pagdepende sa temperatura ng EMF ng isang galvanic cell. Kalkulahin ayon sa data ng EMF ang mga thermodynamic na katangian ng reaksyon na nagaganap sa galvanic cell at ihambing ang mga ito sa reference data.

Pagpipilian C. Ipakita ang teoretikal na materyal at, sa batayan ng eksperimental na data, tukuyin ang average na ionic activity coefficient ng electrolyte ng inimbestigahang galvanic cell gamit ang EMF method at ihambing ang mga ito sa mga kinakalkula ayon sa Debye-Hückel theory.

Pagpipilian D. Ipakita ang teoretikal na materyal at tukuyin ang halaga ng pare-pareho ng ionization ng mahinang acid o mahinang base nang nakapag-iisa (o batay sa pang-eksperimentong data ng potentiometric titration na ibinigay sa gawain). Ihambing ang nakuhang datos sa sangguniang datos.

Pagpipilian E. Ipakita ang teoretikal na materyal at tukuyin nang nakapag-iisa (o batay sa eksperimental na data na ibinigay sa gawain) ang paraan ng pagsukat ng EMF at pH-metrically ang halaga ng ionization constant ng isang mahinang acid o isang mahinang base. Ihambing ang nakuhang datos sa sangguniang datos.

Portal para sa mag-aaral. Pagsasanay sa sarili

Ang average na koepisyent ng aktibidad ng isang malakas na electrolyte.

MGA KAUGNAY NA ARTIKULO